Період 2 періодичної системи елементів
До другого періоду періодичної системи належать елементи другого рядка (або другого періоду) періодичної системи хімічних елементів. Будова періодичної таблиці заснована на рядках для ілюстрації повторюваних (періодичних) тенденцій у хімічних властивостях елементів при збільшенні атомного номеру: новий рядок починається тоді, коли хімічні властивості повторюються, тобто елементи з аналогічними властивостями потрапляють до одного вертикального стовпчика. Другий період має більше елементів, ніж попередній: літій, берилій, бор, вуглець, азот, кисень, флуор і неон. Таке розташування пояснюється сучасною теорією будови атома.
Зміст
Елементи[ред. | ред. код]
Елементи у періодичній таблиці[ред. | ред. код]
Група | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||||||||||
Символ | 3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Ne |
Електронні конфігурації[ред. | ред. код]
Хімічний елемент Група періодичної системи Електронна конфігурація 3 Li Літій Лужний метал [He] 2s1 4 Be Берилій Лужноземельний метал [He] 2s2 5 B Бор Металоїд [He] 2s2 2p1 6 C Вуглець Неметал [He] 2s2 2p2 7 N Азот Неметал [He] 2s2 2p3 8 O Кисень Неметал [He] 2s2 2p4 9 F Флуор Галоген [He] 2s2 2p5 10 Ne Неон Інертний газ [He] 2s2 2p6
Літій[ред. | ред. код]
Літій (Li) — хімічний елемент з атомним номером 3, має два ізотопи:6Li і7Li. При нормальній температурі та тиску сріблясто-білий, м'який лужний метал з високою реакційною здатністю. Його щільність становить 0,564 г/см−3. Найлегший зі всіх металів і з найменшою густиною усіх твердих елементів.[1] Найпоширенішим у природі ізотопом є літій−7, позначається як7Li, становить 92,5% усього літію. Такий ізотоп складається з трьох протонів і чотирьох нейтронів.[2] Ізотоп літій-6, позначається6Li, теж стабільний, має три протона і три нейтрона. Ці два ізотопи складають весь природний літій на Землі, хоча штучно були синтезовані й інші ізотопи.[2] У іонних з'єднаннях літій втрачає електрон і стає позитивно зарядженим катіоном Li+.
За теорією, Li є одним з небагатьох елементів, синтезованих внаслідок Великого Вибуху, тому його зараховують до списку споконвічних елементів. Літій посідає 33 місце серед найпоширеніших елементів на Землі,[3] зустрічаючись у концентраціях від 20 до 70 мільйонних часток за вагою,[4] але через його високу реакційну здатность у природі він зустрічається тільки у вигляді з'єднань. Найбільш багатим джерелом літій-вмісних сполук є гранітні пегматити, а також сподумен і петаліт, які є найбільш комерційно доцільними джерелами цього елемента.[4] Метал виділяється електролітично з суміші хлориду літію і хлориду калію.
Солі літію використовуються у фармакологічній промисловості як лікарський засіб для стабілізації настрою.[5][6] Вони використовуються також при лікуванні біполярного розладу, де грають певну роль у лікуванні депресії і манії, і можуть зменшити шанси суїциду.[7] Найчастіше зі з'єднань літію застосовуються карбонат літію Li2CO3, цитрат літію Li3C6H5O7, сульфат літію Li2SO4 і оротат літію LiC5H3N2O4·H2O. Літій використовується також як анод у літієвих батареях, а його сплави з алюмінієм, кадмієм, міддю і марганцем використовуються для високоміцних частин літаків і космічних апаратів, наприклад, для зовнішнього паливного бака космічного корабля Спейс шаттл.[1]
Берилій[ред. | ред. код]
Берилій (Be) — хімічний елемент з атомним номером 4, існує у вигляді9Be. При нормальній температурі і тиску берилій твердий, легкий, крихкий, двовалентний лужноземельний метал сіро-сталевого кольору, зі щільністю 1,85 г/см−3.[8] Він має одну з найвищих температур плавлення серед усіх легких металів. Найпоширенішим ізотопом берилію є9Be, який має 4 протона і 5 нейтронів. Він становить майже 100% усього природного берилію, і є єдиним стабільним ізотопом, однак штучно були синтезовані й інші ізотопи. У йонних з'єднаннях берилій втрачає два валентні електрони з утворенням катіона Be2+.
Небагато атомів берилію було синтезовано під час Великого Вибуху, хоча більшість з них розпались або брали участь в атомних реакціях при створенні більших ядер, таких як вуглець, азот і кисень. Берилій є одним з компонентів у 100 з понад 4000 відомих мінералів, таких як бертрандит Be4Si2O7(OH)2, берил Al2Be3Si6О18, хризоберил Al2BeO4 і фенакіт Be2SiO4. Дорогоцінні форми берилу — аквамарин, берил червоний і смарагд. Найпоширенішими джерелами берилію, що використовується у комерційних цілях, є берил і бертрандит, і при його виробництві використовується реакція відновлення фториду берилію за допомогою металевого магнію або електроліз розплавленого хлориду берилію, з невеликим вмістом хлориду натрію, оскільки хлорид берилію поганий провідник електрики.[8]
Завдяки високій жорсткості, невеликій масі і стабільності розмірів у широкому діапазоні температур, металевий берилій використовується як конструкційний матеріал в авіації, ракетній техніці і супутниковому зв'язку.[8] Він використовується як легуюча добавка у берилієвій бронзі, що використовується в електричних компонентах через її високу електро- і теплопровідність[9] Листи берилію використовуються у рентгенівських детекторах для фільтрації видимого світла і пропуску тільки рентгенівських променів.[8] Він використовується як сповільнювач нейтронів у ядерних реакторах, оскільки легкі ядра більш ефективні в уповільненні нейтронів, ніж важкі.[8] Низька маса і висока жорсткість берилію роблять зручним його застосування у високочастотних гучномовцях (твітерах).[10]
Берилій та його сполуки зараховані Міжнародним агентством з вивчення раку до 1 групи канцерогенів. Вони мають канцерогенні властивості щодо відношенню до людей і тварин.[11] Хронічний бериліоз є легеневим, гранулематозним захворюванням великого кола кровообігу, викликаним впливом берилію. Приблизно 1% — 15% людей чутливі до берилію, і у них можуть розвинутись запальні реакції дихальної системи та шкіри, які називаються хронічною берилієвою хворобою або бериліоз. Імунна система організму розпізнає берилій як чужорідні частинки і готує проти них атаку, зазвичай, у легенях, через які ці частинки вдихаются. Ця реакція може викликати лихоманку, втому, слабкість, нічні потовиділення і ускладнення дихання.[12]
Бор[ред. | ред. код]
Бор (B) — хімічний елемент з атомним номером 5, існує у вигляді ізотопів 10B і 11B. При нормальній температурі та тиску бор тривалентний металоїд, що має кілька алотропних форм. Аморфний бор є коричневим порошком, який утворюється як продукт багатьох хімічних реакцій. Кристалічний бор дуже твердий чорним матеріал з високою температурою плавлення, існуює у багатьох поліморфних модифікаціях. Найбільш поширеними є дві ромбоедричні модифікації: α-бор і β-бор, містять 12 і 106,7 атомів у ромбоедричній кліті відповідно, і 50-атомний бор з тетрагональною ґраткою. Бор має щільність 2,34−3.[13] Найпоширенішим у природі ізотопом бору є 11B (80,22% від усієї кількості бору), що містить 5 протонів і 6 нейтронів. Також зустрічається інший ізотоп 10B (19,78%) містить 5 протонів і 5 нейтронів.[14] Але це тільки стабільні ізотопи, а штучно були синтезовані й інші. Бор створює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення 1, 2, 3 і 4.[15][16][17] У чистому вигляді у природі бор не зустрічається, й існує тільки з'єднаннях, які звуться борати. Найпоширенішим джерелом бору є турмалін, бура Na2B4O5(OH)4 · 8H2O і керніт Na2B4O5(OH)4 · 2H2O.[13] Чистий бор досить важко отримати. Зробити це можна відновленням його магнієм з оксиду бору B2O3. Цей оксид одержують плавленням борної кислоти B(OH)3, яку у свою чергу отримують з бури. Трохи чистого бору можна отримати термічним розкладанням метилу бору BBr3 у газоподібному водні над гарячим дротом з танталу, який діє каталізатором.[13] Комерційно найважливішими джерелами бору є: пентагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 5H2O, який у великих кількостях використовується при виробництві ізоляційного скловолокна і відбілювача з перборату натрію; карбід бору — керамічний матеріал, який використовується для виготовлення броньованих виробів, особливо бронежилетів для солдатів і співробітників міліції; борна кислота H3BO3, яку використовують у виробництві текстильного скловолокна і плоскопанельних дисплеїв; декагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 10H2O і бура, яку використовують у виробництві клеїв; ізотоп бор-10 використовується в управлінні ядерними реакторами для захисту від ядерного випромінювання і у приладах для виявлення нейтронів.[14]
Бор є одним з найважливіших мікроелементів рослин, необхідний для створення і росту міцних клітинних мембран, ділення клітин, розвитку насіння і плодів, транспортування цукру і розвитку гормонів.[18][19] Проте концентрація його у ґрунті понад 1,0 мд може викликати некроз листя і поганий ріст. Рівень близько 0,8 мд може викликати ці ж симптоми у рослин особливо чутливих до бору. У більшості рослин, навіть не надто чутливих до наявності бору в ґрунті, ознаки отруєння бором з'являються при рівні вище 1,8 мд.[14] В організмі тварин бор є мікроелементом. У дієті людини щоденний прийом становить 2,1-4,3 мг бору у день на кілограм маси тіла.[20] Він також використовується як добавка для профілактики і лікування остеопорозу і артриту.[21]
Вуглець[ред. | ред. код]

Вуглець (C) — хімічний елемент з атомним номером 6, в природі існує у ізотопах12C,13C і14C.[22] При нормальній температурі і тиску вуглець тверда речовина, що існує у різних аллотропних формах, найпоширенішими з яких є графіт, алмаз, фулерени і аморфний вуглець.[22] Графіт — м'який, матово-чорний напівметал з гексагональною кристалічною решіткою, з дуже хорошими провідними і термодинамічно стабільними властивостями. Алмаз має вельми прозорі безбарвні кристали з кубічними гратами і з поганими провідними властивостями, він найтвердіший з відомих природних мінералів і має найвищий показник заломлення серед усіх дорогоцінних каменів. На відміну від структур алмазу і графіту типу кристалічної решітки, фулерени, названі на честь Річарда Бакмінстера Фуллера, є речовинами, архітектура яких нагадує молекули. Є кілька різних фулеренів, найбільш відомим з яких є «бакмінстерфуллерен» C60, назва якого також пов'язана з іменем Річарда Бакмінстера Фуллера. Просторова структура цього фулерену нагадує геодезичний купол, винайдений Фуллером. Про фулеренів відомо поки небагато, вони є предметом інтенсивних досліджень.[22] Існує також аморфний вуглець, який не має кристалічної структури.[23] У мінералогії цей термін використовується для посилання на сажу і вугілля, хоча вони не є цілком аморфними, оскільки містять трохи графіту або алмазу.[24][25]
Найпоширенішим ізотопом вуглецю є12C зі шістьма протонами і шістьма нейтронами (98,9% від загальної кількості).[26] Стабільний також ізотоп13C із шістьма протонами і сімома нейтронами (1,1%).[26] Незначна кількість 14C також зустрічаються у природі, але цей ізотоп є радіоактивним і розпадається з періодом напіврозпаду 5730 років. Він використовується у методі радіовуглецевого датування.[27] Штучно синтезовані також інші ізотопи вуглецю. Вуглець утворює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення −4, −2, +2 і +4.[22]
Вуглець є четвертим за поширеністю елементом у Всесвіті за масою після водню, гелію і кисню,[28] другим у організмі людини за масою після кисню[29] і третім за кількістю атомів.[30] Існує майже нескінченна кількість сполук, що містять вуглець, завдяки здатності вуглецю утворювати стабільний зв'язок C — С.[31][32] Найпростішими вуглецевмісними молекулами є вуглеводні,[31] що складаються вуглецю і водню, хоча іноді вони мають у функціональних групах й інші елементи. Вуглеводні використовуються як паливо, для виробництва пластмас і у нафтохімії. Всі органічні сполуки, необхідні для життя, мають щонайменше один атом вуглецю.[31][32] У з'єднанні з киснем і воднем вуглець може утворювати багато груп важливих біологічних сполук,[32] включаючи цукор, лігнани, хітини, спирти, жири і ароматичні ефіри, каротиноїди і терпени. З азотом він утворює алкалоїди, а з додаванням сірки формує антибіотики, амінокислоти і гуму. З додаванням фосфору до цих елементів вуглець формує ДНК і РНК, хімічні коди носіїв життя, і аденозинтрифосфат (АТФ), що є найбільш важливими переносниками енергії для молекул у всіх живих клітинах.[32]
Азот[ред. | ред. код]
Азот (N) — хімічний елемент з атомним номером 7 і атомною масою 14,00674. При нормальних умовах азот у природі є інертним двоатомним газом без кольору, смаку і запаху, що становить 78,08% від обсягу атмосфери Землі. Азот було відкрито як складову частину повітря шотландським лікарем Даніелем Резерфордом 1772.[33] У природі він зустрічається у вигляді двох ізотопів: 14N і 15N.[34]
Багато важливих для промисловості речовини, такі як аміак, азотна кислота, органічні нітрати (ракетне паливо, вибухові речовини) та ціаніди, містять азот. У хімії чистого азоту переважає надзвичайно сильний хімічний зв'язок, у результаті чого виникають труднощі як для організмів, так і для промислового виробництва у руйнуванні цього зв'язку при перетворенні молекули N2 у корисні з'єднання. Але водночас таке успішне перетворення вивільнює багато енергії, якщо такі сполуки спалити, підірвати або іншим способом перетворити азот назад у газоподібний двоатомний стан.
Азот є у всіх живих організмах, а кругообіг азоту описує рух елемента з повітря у біосферу і органічні сполуки, і потім назад в атмосферу. Штучно створені нітрати є ключовими складниками промислових добрив, а також основними забруднюючими речовинами при виникненні евтрофікації водних систем. Азот є складовою частиною амінокислот, а, отже, білків і нуклеїнових кислот (ДНК і РНК). Він наявний у хімічній структурі практично всіх нейротрансмітерів і є визначальним компонентом алкалоїдів і біологічних молекул, що виробляються багатьма організмами.[35]
Кисень[ред. | ред. код]
Кисень (O) — хімічний елемент з атомним номером 8. У природі зустрічається у вигляді16O,17O і 18O, серед яких найпоширенішим ізотопом є16O.[36]
Фтор[ред. | ред. код]
Фтор (F) — хімічний елемент з атомним номером 9, що має єдиний стабільний ізотоп 19F.[37]
Неон[ред. | ред. код]
Неон (Ne) - хімічний елемент з атомним номером 10. Зустрічається в природі у вигляді20Ne, 21Ne і 22Ne.[38]
Примітки[ред. | ред. код]
- ↑ а б [1][недоступне посилання з липень 2019] at WebElements.
- ↑ а б Isotopes of Lithium. Berkley Lab, The Isotopes Project. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2008-04-21.
- ↑ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn.: Greenwood Press. с. 47–50. ISBN 0-313-33438-2.
- ↑ а б Kamienski et al. «Lithium and lithium compounds». Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc. Published online '2004 '. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2
- ↑ Cade J. F. J. (1949). Medical Journal of Australia (PDF) 2 (10): 349–52. PMID 18142718 http://www.who.int/docstore/bulletin/pdf/2000/issue4/classics.pdf Пропущений або порожній
|title=
(довідка). Проігноровано невідомий параметр|Title=
(можливо,|title=
?) (довідка) - ↑ P. B. Mitchell, D. Hadzi-Pavlovic (2000). Lithium treatment for bipolar disorder (PDF). Bulletin of the World Health Organization 78 (4): 515–7. PMC 2560742. PMID 10885179.
- ↑ Baldessarini RJ, Tondo L, Davis P, Pompili M, Goodwin FK, Hennen J (October 2006). Decreased risk of suicides and attempts during long-term lithium treatment: a meta-analytic review. 8 (5 Pt 2). с. 625–39. PMID 17042835. doi:10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x. Проігноровано невідомий параметр
|Journal=
(можливо,|journal=
?) (довідка) - ↑ а б в г д [2][недоступне посилання з липень 2019] at WebElements.
- ↑ Standards and properties of beryllium copper.
- ↑ Information about beryllium tweeters.
- ↑ IARC Monograph, Volume 58. International Agency for Research on Cancer. 1993. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25.
- ↑ Information Архівовано 31 березень 2001 у Wayback Machine. about chronic beryllium disease.
- ↑ а б в [3][недоступне посилання з липень 2019] at WebElements.
- ↑ а б в Properties of boron.
- ↑ WTML Fernando, L.C. O'Brien, P.F. Bernath. Fourier Transform Spectroscopy: B4 Σ--X4 Σ- (PDF). University of Arizona, Tucson. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25.
- ↑ KQ Zhang, B.Guo, V. Braun, M. Dulick, P.F. Bernath. Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF (PDF). University of Waterloo, Waterloo, Ontario. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25.
- ↑ [http ://lb.chemie.uni-hamburg.de/search/index.php? content=166/dGp23678 Compound Descriptions: B 2 F 4]. Landol Börnstein Substance/Property Index.
- ↑ Functions of Boron in Plant Nutrition (PDF). US Borax Inc. Архів оригіналу за 2003-08-18. Процитовано 2013-01-25.
- ↑ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. (1998). Functions of Boron in Plant Nutrition. Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 49: 481–500. doi:10.1146/annurev.arplant.49.1.481. Проігноровано невідомий параметр
|Pmid=
(можливо,|pmid=
?) (довідка) - ↑ Zook EG and Lehman J. (1965). 850-5 48. Проігноровано невідомий параметр
|Journal=
(можливо,|journal=
?) (довідка) - ↑ Boron. PDRhealth. Архів оригіналу за 2008-05-24. Процитовано 2008-09-18.
- ↑ а б в г [4][недоступне посилання з липень 2019] at WebElements.
- ↑ .org/goldbook/A00294.pdf Amorphous carbon (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997.
- ↑ Vander Wal, R. (May 1996). Soot Precursor Material: Spatial Location via Simultaneous LIF-LII Imaging and Characterization via TEM (PDF). NASA Contractor Report (198469). Архів оригіналу за 17 липень 2009.
- ↑ [http ://www.iupac.org/goldbook/D01673.pdf diamond-like carbon films] (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997.
- ↑ а б edu.au/media/17-dasgupta-slides.pdf Presentation about isotopes[недоступне посилання з липень 2019] by Mahananda Dasgupta of the Department of Nuclear Physics at Australian National University.
- ↑ Plastino, W.; Kaihola, L.; Bartolomei, P.; Bella, F. Cosmic Background Reduction In The Radiocarbon Measurement By Scintillation Spectrometry At The Underground Laboratory Of Gran Sasso. Radiocarbon 43 (2A): 157–161. Проігноровано невідомий параметр
|Year=
(можливо,|year=
?) (довідка); Проігноровано невідомий параметр|Format=
(можливо,|format=
?) (довідка) - ↑ Ten most abundant elements in the universe, taken from «The Top 10 of Everything», 2006, Russell Ash, page 10. Архів оригіналу за 10 лютий 2010. Процитовано 25 січень 2013.
- ↑ Chang, Raymond (2007). Chemistry, Ninth Edition. McGraw-Hill. с. 52. ISBN 0-07-110595-6.
- ↑ Freitas Jr., Robert A. (1999). Nanomedicine,. Landes Bioscience. Tables 3-1 & 3-2. ISBN 1570596808.
- ↑ а б в Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Архів оригіналу за 2012-07-31.
- ↑ а б в г Alberts, Bruce; Alexander Johnson, Julian Lewis, Martin Raff, Keith Roberts, Peter Walter. gov/books/bv.fcgi? highlight=carbon & rid=mboc4.section.165 Molecular Biology of the Cell. Garland Science.[недоступне посилання з липень 2019]
- ↑ Lavoisier, Antoine Laurent (1965). Elements of chemistry, in a new systematic order: containing all the modern discoveries. Courier Dover Publications. с. 15. ISBN 0486646246.
- ↑ [5][недоступне посилання з липень 2019] at WebElements.
- ↑ Rakov, Vladimir A.; Uman, Martin A. (2007). id=TuMa5lAa3RAC & pg=PA508 Lightning: Physics and Effects. Cambridge University Press. с. 508. ISBN 9780521035415.
- ↑ Oxygen Nuclides/Isotopes. EnvironmentalChemistry.com.
- ↑ National Nuclear Data Center. org/69YsFi5bQ NuDat 2.1 database - fluorine-19. Brookhaven National Laboratory. Архів оригіналу за 2012-07-31.
- ↑ Neon: Isotopes. Softciências. Архів оригіналу за 2012-07-31.
Джерела[ред. | ред. код]
- Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — 1341 p. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
- Cotton F. A., Murillo C. A., Bochmann M. Advanced inorganic chemistry. — 6th — New York: Wiley-Interscience, 1999. — ISBN 0-471-19957-5. (англ.)
- Housecroft C. E., Sharpe, A. G. Inorganic Chemistry. — 3rd. — Prentice Hall, 2008. — ISBN 978-0-13-175553-6. (англ.)
- Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5. (рос.)
- Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М. : КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1. (рос.)
- Некрасов Б. В. Основы общей и неорганической химии. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4. (рос.)
- Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994. (рос.)
- Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. — М. : Высший химический колледж РАН, 2002. — ISBN 5-88711-168-2. (рос.)
Періодична система хімічних елементів | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1 | H | He | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
4 | K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
6 | Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | |||||||||||||||||||||||
7 | Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |||||||||||||||||||||||
|
|
![]() |
Це незавершена стаття з хімії. Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її. |